Экзаменационный билет № 21. 1. Основные положения теории электролитической диссоциации

 

1. Основные положения теории электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Константа и степень диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

2. Практическое применение электролиза. Гальванотехника.

Ответ:

 

В первой половине XIX в. М. Фарадей ввел понятие об электролитах и неэлектролитах. Электролитами он назвал вещества, водные растворы которых проводят электрический ток, а неэлектролитами — вещества, водные растворы которых не проводят электрический ток.

Для объяснения свойств водных растворов электролитов шведский ученый С. Аррениус (1859—1927) в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации.

Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются на свободные ионы. Этот процесс назвали электролитической диссоциацией. Растворы веществ тогда становятся проводниками электрического тока, когда они содержат ионы (положительно или отрицательно заряженные частицы), которые в электрическом поле приходят в направленное движение.

Но эта теория не ответила на некоторые вопросы: почему одни вещества являются электролитами, а другие нет? Какую роль в образовании ионов играет растворитель?

Представления о диссоциации электролитов получили развитие в работах русских химиков И. А. Каблукова и В. А. Кистяковского. Они применили к объяснению процесса электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева. Как известно, он экспериментально доказал, что при растворении электролитов происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. Эти ионы связаны с молекулами воды, то есть являются гидратированными. Гидратированные ионы в растворе находятся в постоянном хаотическом движении. Если же в этот раствор поместить противоположно заряженные электроды, то положительные ионы начнут двигаться к катоду — их назвали катионами, а отрицательные будут двигаться к аноду — и потому их назвали анионами.

Проникнуть в сущность процесса электролитической диссоциации помогло установление природы химической связи.

Электролитами могут быть только вещества с ионной и ковалентной полярной связями. Вы знаете такие вещества — это соли, основания, кислоты. Вспомните определения классов этих веществ с точки зрения теории электролитической диссоциации.

С. Аррениус для количественной характеристики электролитической диссоциации ввел понятие степени электролитической диссоциации, обозначаемой греческой буквой а.

Степень электролитической диссоциации — это отношение числа молекул электролита, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул.

Если а = 0, то вещество совсем не распадается на ионы, оно является не электролитом. К не электролитам относятся вещества с ковалентными малополярными и неполярными связями, такие, как эфиры, углеводороды, кислород, азот и др.

Степень электролитической диссоциации может иметь значение от 0 до 1 (в процентах от 0 до 100%).

Сильные электролиты — это такие электролиты, которые в водных растворах (даже концентрированных) практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов степень диссоциации стремится к 1 (100%). К сильным электролитам относятся почти все соли, неорганические кислоты (НNO3, НС1, НВг, HI, НClO4, НМп04, Н2SО4), щелочи (LiOН, NаОН, КОН, RЬОН, СsОН, Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, Rа(ОН)2).

Слабые электролиты — это такие электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы. Их степень диссоциации значительно меньше 1 (100%), в большинстве случаев она стремится к нулю. Но при разбавлении, как вы помните, степень диссоциации увеличивается.

К слабым электролитам относятся: многие неорганические кислоты (Н2S, НF, Н2СО3, Н2SiO3, НNO2, Н2SО3), органические кислоты, основания (за исключением щелочей), гидрат аммиака NH3 • Н20, вода Н2О, некоторые соли.

В растворах слабых электролитов вследствие их неполной диссоциации устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Например, для уксусной кислоты: CH3COOH.

Константу равновесия, характеризующую процесс диссоциации слабого электролита, называют константой диссоциации. Константа диссоциации характеризует способность электролита (кислоты, основания, воды) диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем легче электролит распадется на ионы, следовательно, тем он сильнее. Значения констант диссоциации для слабых электролитов приводятся в справочниках.

 

 

– закон разбавления Оствальда

 

Используют в промышленности:

1. Для получения металлов (алюминий, магний, натрий, кадмий получают только электролизом).

2. Для получения водорода, галогенов, щелочей.

3. Для очистки металлов — рафинирования (очистку меди, никеля, свинца проводят электрохимическим методом).

4. Для защиты металлов от коррозии — нанесения защитных покрытий в виде тонкого слоя другого металла, устойчи

вого к коррозии (хрома, никеля, меди, серебра, золота) —

гальваностегия (рис. 46).

5. Получение металлических копий, пластинок — гальванопластика.

ГАЛЬВАНОТЕХНИКА (от гальвано... и техника), область прикладной электрохимии, охватывающая процессы электролитического осаждения металлов на поверхность металлических и неметаллических изделий. Включает гальваностегию и гальванопластику. Разработана Б. С. Якоби (1838).

ГАЛЬВАНОСТЕГИЯ (от гальвано... и греч. stego — покрываю), нанесение металлических покрытий на поверхность металлических и других изделий методом электролитического осаждения. Раздел гальванотехники.

ГАЛЬВАНОПЛАСТИКА (от гальвано... и греч. plastike — ваяние), получение точных металлических копий методом электролитического осаждения металла на металлическом или неметаллическом оригинале. Раздел гальванотехники.